Una sustancia soluble en contacto con el agua se va disolviendo en su forma característica, iónica o molecular, hasta un límite en el cual alcanza la saturación.
Las solubilidades son muy variables de unas sustancias a otras.
Vamos a establecer una tabla indicando la solubilidad de algunas sales en f unción del catión y anión.
SOLUBILIDADES
Anión Catión
Cl- NO3- SO4-- CO3H- CO3-- OH-
H+ Soluble Soluble Soluble CO
2 CO2 H2O
Na+ Soluble Soluble Soluble Soluble Soluble Soluble K+ Soluble Soluble Soluble Soluble Soluble Soluble Ca++ Soluble Soluble Muy Poco Poco Insoluble Muy Poco
Mg++ Soluble Soluble Soluble Soluble Muy Poco Insoluble
Fe++ Soluble Soluble Soluble Poco Muy Poco Muy Poco
Fe+++ Soluble Soluble Soluble Insoluble Insoluble Insoluble
Al+++ Soluble Soluble Soluble -- -- Insoluble
Desde el punto de vista de la ósmosis inversa lo que no nos interesará es que se produzca precipitación de ninguna sustancia pero la precipitación de una solución iónica viene provocada por la saturación, es decir, cuando el agua ya no es capaz de disolver más sales y éstas empiezan a precipitar.
La saturación viene determinada por el producto de solubilidad Ks, que va en función de la
presión, temperatura y fuerza iónica.
En la práctica, los comportamientos, aun siguiendo lo dicho anteriormente, no son una ciencia exacta ya que se interrelacionan diferentes iones, algunos de ellos originados por más de un electrólito disuelto y esto hace que, aunque no individualmente, sí globalmente se rebase el producto de solubilidad para alguna de las sustancias y éstas empiecen a precipitar.
Esto lo veremos mejor con un ejemplo, supongamos que tenemos una solución saturada de sulfato cálcico SO4Ca, que ya hemos visto en la tabla arriba reflejada que es muy poco
soluble en agua; si le añadimos cloruro cálcico Cl2Ca, mucho más soluble, el incremento de
iones aportados por este compuesto hará precipitar una cierta cantidad de sulfato cálcico para mantener el valor del producto de solubilidad.
Pero, además, en todas estas reacciones la cinética del sistema es muy importante, ya que muchas veces la reacción de los iones en exceso es tan lenta que requiere tiempos de formación del precipitado superiores a la permanencia en el recipiente en el que estamos trabajando. Esto puede provocar que no alcancemos las concentraciones previstas teóricamente o que se alcancen después del recipiente, en otra etapa del proceso, esto es muy típico del carbonato cálcico, reacción de gran importancia por las incrustaciones que provocan las aguas duras.
Solubilidad del Carbonato Cálcico
El ión carbonato CO3= en presencia de ión calcio Ca++ precipita con formación de carbonato
cálcico, que como hemos visto es prácticamente insoluble y por lo tanto tiene un producto de solubilidad Ks muy bajo. La reacción es:
CO3= + Ca++ ➾➾➾➾ CO3Ca
La ley de acción de masas nos proporciona la constante de equilibrio K:
[[[[
]]]]
[[[[
CO Ca]]]]
Ca CO K 3 3 + + + + + ++ + = = = = ∗ ∗ ∗ ∗ = = = =Como hay carbonato cálcico precipitado en el fondo la concentración siempre será constante, y por lo tanto el denominador que es constante si lo pasamos al primer miembro de la ecuación anterior tendremos una nueva constante a la que llamaremos producto de solubilidad:
[[[[
++++++++]]]]
= == = ∗ ∗ ∗ ∗ = = = = CO Ca K s 3Llegado este punto veremos lo que supone añadir un álcali o lo que es lo mismo iones OH - a un agua natural que contiene CO2 disuelto en cantidades importantes (aguas subterráneas)
y también cantidades importantes de ión calcio Ca++.
Recordemos que el agua se disociaba en iones H+ e iones OH-, y que el producto de las concentraciones era constante y la base de la definición del pH.
Como aumentamos los OH- y el producto deberá permanecer constante tendrán que disminuir los H+, eso significará un aumento del pH.
Al disminuir los iones hidrógeno se hará aumentar constantemente los iones bicarbonato y carbonato, por las mismas razones de constante del producto de concentraciones iónicas.
Ese aumento de iones carbonato en presencia de abundantes iones calcio, como ya hemos dicho que había, provocará que sobrepasemos el producto de solubilidad y comience la precipitación. Esta circunstancia, de las membranas de ósmosis inversa, además de disminuir el rendimiento, disminuye la vida media, por lo tanto será algo que deberemos evitar.
Pero este proceso es muy lento, como ya hemos dicho, y fácilmente no se alcanzará el valor teórico de equilibrio dentro de los períodos de residencia en los equipos de reacción.
Un dato importante es la concentración usualmente alcanzada o solubilidad efectiva que es de 35 ppm de carbonato cálcico, unas dos veces el valor teórico de equilibrio. Esto se debe a las diferentes interacciones entre los iones presentes, temperatura, presión, etc. Tampoco nos interesa, en este estudio, llegar a explicar todos los porqué, nos sirve al igual que con la ósmosis saber cómo ocurren las cosas.
Por lo anterior, en muchas instalaciones de ósmosis se añade ácido durante el Pretratamiento, para bajar el pH y evitar la precipitación; en otros tipos de tratamiento se podría añadir dióxido de carbono para provocar que el ión carbonato se transforme en bicarbonato, mucho más soluble y no precipite, la solubilidad del ión bicarbonato es de 300 a 400 ppm, por lo tanto mucho mayor.
Cuando se analiza un agua en función de los contenidos en sales y la temperatura podemos, rápidamente, conocer los productos de solubilidad y evaluar los problemas que podamos tener o no en la ósmosis.